التوزيع الالكتروني

📅 آخر تحديث: ٢٤ يوليو ٢٠٢٦
✍️ نُشر في: ٢٤ يوليو ٢٠٢٦
📷 يحتوي على 9 صور
الموسوعة الحرة
المدارات الذرية والجزيئية للإلكترون
مخطط بور لليثيوم​

في الفيزياء الذرية والكيمياء الكمومية ، التوزيع الإلكتروني هو توزيع الإلكترونات في الذرة أو الجزيء (أو أي بنية فيزيائية أخرى) في المدارات الذرية أو الجزيئية . [ 1] على سبيل المثال، التوزيع الإلكتروني لذرة النيون هو 1s 2 2s 2 2p 6 ، مما يعني أن الغلافات الفرعية 1s و2s و2p ​​مشغولة بإلكترونين واثنين وستة إلكترونين على التوالي.

تصف التكوينات الإلكترونية كل إلكترون بأنه يتحرك بشكل مستقل في مدار ، في مجال متوسط ​​تم إنشاؤه بواسطة النوى وجميع الإلكترونات الأخرى. رياضيًا، يتم وصف التكوينات بواسطة محددات سلاتر أو وظائف حالة التكوين .

وفقًا لقوانين ميكانيكا الكم ، يرتبط مستوى من الطاقة بكل تكوين إلكتروني. وفي ظل ظروف معينة، تتمكن الإلكترونات من الانتقال من تكوين إلى آخر عن طريق انبعاث أو امتصاص كمية من الطاقة، في شكل فوتون .

إن معرفة التوزيع الإلكتروني للذرات المختلفة مفيدة في فهم بنية الجدول الدوري للعناصر ، ووصف الروابط الكيميائية التي تربط الذرات معًا، وفهم الصيغ الكيميائية للمركبات وهندسة الجزيئات . وفي المواد السائبة، تساعد نفس الفكرة في تفسير الخصائص الغريبة لليزر وأشباه الموصلات .

الأصداف والأصداف الفرعية

س ( ل = 0) ص ( ل = 1)
م = 0 م = 0 م = ±1
س ص ز ص س ص ي
ن = 1
ن = 2

تم تصور التوزيع الإلكتروني لأول مرة تحت نموذج بور للذرة ، ولا يزال من الشائع التحدث عن الأغلفة والأغلفة الفرعية على الرغم من التقدم في فهم الطبيعة الميكانيكية الكمومية للإلكترونات .

الغلاف الإلكتروني هو مجموعة الحالات المسموح بها التي تشترك في نفس العدد الكمي الرئيسي ، n ، الذي يمكن للإلكترونات أن تشغله. في كل حد من التكوين الإلكتروني، يكون n هو العدد الصحيح الموجب الذي يسبق كل حرف مداري ( التكوين الإلكتروني للهيليوم هو 1s 2 ، وبالتالي فإن n = 1، ويحتوي المدار على إلكترونين). يمكن للغلاف الإلكتروني n للذرة أن يستوعب 2 n 2 إلكترونين. على سبيل المثال، يمكن للغلاف الأول أن يستوعب إلكترونين، والغلاف الثاني ثمانية إلكترونات، والغلاف الثالث ثمانية عشر، وهكذا. ينشأ عامل الاثنين لأن عدد الحالات المسموح بها يتضاعف مع كل غلاف متتالي بسبب دوران الإلكترون - يسمح كل مدار ذري بما يصل إلى إلكترونين متطابقين بخلاف ذلك بدوران معاكس، أحدهما بدوران + 1 ⁄ 2 (عادةً ما يُشار إليه بسهم لأعلى) والآخر بدوران − 1 ⁄ 2 (بسهم لأسفل).

الغلاف الفرعي هو مجموعة الحالات التي يتم تحديدها بواسطة عدد كمي سمتي مشترك ، l ، داخل الغلاف. تتراوح قيمة l من 0 إلى n  − 1. تتوافق القيم l  = 0 و1 و2 و3 مع العلامات s وp وd وf على التوالي. على سبيل المثال، يحتوي الغلاف الفرعي 3d على n  = 3 و l  = 2. الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن وضعها في غلاف فرعي يعطى بواسطة 2(2 l + 1). وهذا يعطي إلكترونين في غلاف فرعي s وستة إلكترونات في غلاف فرعي ap وعشرة إلكترونات في غلاف فرعي ad وأربعة عشر إلكترونًا في غلاف فرعي f.

تنشأ أعداد الإلكترونات التي يمكن أن تشغل كل غلاف وكل غلاف فرعي من معادلات ميكانيكا الكم، [أ] وبشكل خاص مبدأ استبعاد باولي ، الذي ينص على أنه لا يمكن لإلكترونين في نفس الذرة أن يكون لهما نفس قيم الأعداد الكمومية الأربعة . [2]

تدوين

يستخدم الفيزيائيون والكيميائيون تدوينًا قياسيًا للإشارة إلى التكوينات الإلكترونية للذرات والجزيئات. بالنسبة للذرات، يتكون التدوين من سلسلة من تسميات الغلافات الفرعية الذرية (على سبيل المثال، بالنسبة للفوسفور، التسلسل 1s، 2s، 2p، 3s، 3p) مع وضع عدد الإلكترونات المخصصة لكل غلاف فرعي كرقم علوي. على سبيل المثال، يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد في المدار s للغلاف الأول، لذلك يُكتب تكوينه 1s 1. يحتوي الليثيوم على إلكترونين في الغلاف الفرعي 1s وواحد في الغلاف الفرعي 2s (ذو الطاقة الأعلى)، لذلك يُكتب تكوينه 1s 2  2s 1 (يُنطق "ones-two, two-s-one"). الفوسفور ( العدد الذري 15) هو كما يلي: 1s 2  2s 2  2p 6  3s 2  3p 3 .

بالنسبة للذرات التي تحتوي على العديد من الإلكترونات، يمكن أن يصبح هذا الترميز طويلاً، وبالتالي يتم استخدام ترميز مختصر. يمكن تصور تكوين الإلكترون على أنه الإلكترونات الأساسية ، المكافئة للغاز النبيل للفترة السابقة ، وإلكترونات التكافؤ : يختلف كل عنصر في فترة فقط من خلال الأغلفة الفرعية القليلة الأخيرة. على سبيل المثال، يقع الفوسفور في الفترة الثالثة. وهو يختلف عن النيون في الفترة الثانية ، الذي يكون تكوينه 1s 2  2s 2  2p 6 ، فقط من خلال وجود غلاف ثالث. يتم اختصار جزء تكوينه المكافئ للنيون إلى [Ne]، مما يسمح بكتابة تكوين الفوسفور على أنه [Ne] 3s 2  3p 3 بدلاً من كتابة تفاصيل تكوين النيون صراحةً. هذه الاتفاقية مفيدة لأن الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي هي التي تحدد كيمياء العنصر.

بالنسبة لتكوين معين، فإن ترتيب كتابة المدارات ليس ثابتًا تمامًا لأن الإشغالات المدارية فقط هي التي لها أهمية فيزيائية. على سبيل المثال، يمكن كتابة التكوين الإلكتروني للحالة الأرضية للتيتانيوم إما على هيئة [Ar] 4s 2  3d 2 أو [Ar] 3d 2  4s 2 . يتبع التدوين الأول الترتيب القائم على قاعدة مادلونج لتكوينات الذرات المحايدة؛ يتم ملء 4s قبل 3d في التسلسل Ar وK وCa وSc وTi. يجمع التدوين الثاني جميع المدارات التي لها نفس قيمة n معًا، وهو ما يتوافق مع الترتيب "الطيفي" لطاقات المدارات وهو عكس الترتيب الذي تتم به إزالة الإلكترونات من ذرة معينة لتكوين أيونات موجبة؛ يتم ملء 3d قبل 4s في التسلسل Ti 4+ وTi 3+ وTi 2+ وTi + وTi.

لا يعد الرقم العلوي 1 لغلاف فرعي مشغول منفردًا إلزاميًا؛ على سبيل المثال، يمكن كتابة الألومنيوم إما على هيئة [Ne] 3s 2  3p 1 أو [Ne] 3s 2  3p. في الذرات حيث تكون الغلاف الفرعي غير مشغولة على الرغم من احتلال أغلفة فرعية أعلى (كما هو الحال في بعض الأيونات، وكذلك بعض الذرات المحايدة التي ثبت أنها تنحرف عن قاعدة مادلونج )، يتم الإشارة إلى الغلاف الفرعي الفارغ إما بالرقم العلوي 0 أو يتم تركه خارجًا تمامًا. على سبيل المثال، يمكن كتابة البلاديوم المحايد إما على هيئة [Kr] 4d 10 5s 0 أو ببساطة [Kr] 4d 10 ، ويمكن كتابة أيون اللانثانوم (III) إما على هيئة [Xe] 4f 0 أو ببساطة [Xe]. [3]

من الشائع جدًا رؤية أحرف تسميات المدارات (s، p، d، f) مكتوبة بخط مائل أو مائل، على الرغم من أن الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) يوصي بخط عادي (كما هو مستخدم هنا). ينشأ اختيار الحروف من نظام عفا عليه الزمن الآن لتصنيف الخطوط الطيفية على أنها " s harp " و" p rincipal " و" d iffuse " و" fundamental " (أو " fine ")، بناءً على بنيتها الدقيقة المرصودة : يشير استخدامها الحديث إلى المدارات ذات الرقم الكمي السمتي ، l ، من 0 أو 1 أو 2 أو 3 على التوالي. بعد f، يستمر التسلسل أبجديًا g وh وi... ( l  = 4 و5 و6...)، مع تخطي j، على الرغم من أن المدارات من هذه الأنواع نادرًا ما تكون مطلوبة. [4] [5]

تتم كتابة التكوينات الإلكترونية للجزيئات بطريقة مماثلة، إلا أنه يتم استخدام تسميات المدارات الجزيئية بدلاً من تسميات المدارات الذرية (انظر أدناه).

طاقة الحالة الأرضية والحالة المثارة

الطاقة المرتبطة بالإلكترون هي طاقة مداره. غالبًا ما يتم تقريب طاقة التكوين كمجموع طاقة كل إلكترون، مع إهمال تفاعلات الإلكترون مع الإلكترون. التكوين الذي يتوافق مع أقل طاقة إلكترونية يسمى الحالة الأساسية . أي تكوين آخر هو حالة مثارة .

على سبيل المثال، تكوين الحالة الأرضية لذرة الصوديوم هو 1s 2  2s 2  2p 6  3s 1 ، كما استنتج من مبدأ أوفباو (انظر أدناه). يتم الحصول على الحالة المثارة الأولى عن طريق ترقية إلكترون 3s إلى الغلاف الفرعي 3p، للحصول على تكوين 1s 2  2s 2  2p 6  3p 1 ، والمختصر باسم مستوى 3p. يمكن للذرات الانتقال من تكوين إلى آخر عن طريق امتصاص أو إصدار الطاقة. في مصباح بخار الصوديوم على سبيل المثال، يتم إثارة ذرات الصوديوم إلى مستوى 3p بواسطة تفريغ كهربائي، وتعود إلى الحالة الأرضية عن طريق إصدار ضوء أصفر بطول موجي 589 نانومتر.

عادةً ما تتضمن إثارة الإلكترونات التكافؤية (مثل 3s للصوديوم) طاقات تتوافق مع فوتونات الضوء المرئي أو فوق البنفسجي . ومن الممكن إثارة الإلكترونات الأساسية ، لكنها تتطلب طاقات أعلى بكثير، تتوافق عمومًا مع فوتونات الأشعة السينية . وستكون هذه هي الحال على سبيل المثال لإثارة إلكترون 2p للصوديوم إلى مستوى 3s وتكوين التكوين المثار 1s 2  2s 2  2p 5  3s 2 .

يتناول الجزء المتبقي من هذه المقالة فقط تكوين الحالة الأساسية، والذي يشار إليه غالبًا باسم "تكوين" الذرة أو الجزيء.

تاريخ

كان إيرفينج لانجموير أول من اقترح في مقالته عام 1919 "ترتيب الإلكترونات في الذرات والجزيئات" حيث، بناءً على نظرية الذرة المكعبة لجيلبرت ن. لويس ونظرية الرابطة الكيميائية لوالتر كوسيل ، حدد الخطوط العريضة لـ "نظريته المركزية للبنية الذرية". [6] طور لانجموير عمله على البنية الذرية للإلكترون من كيميائيين آخرين كما هو موضح في تطوير تاريخ الجدول الدوري وقاعدة الثمانية .

دمج نيلز بور (1923) نموذج لانجموير الذي يرى أن الدورية في خصائص العناصر يمكن تفسيرها بالبنية الإلكترونية للذرة. [7] واستندت مقترحاته إلى نموذج بور الحالي للذرة، حيث كانت أغلفة الإلكترونات عبارة عن مدارات على مسافة ثابتة من النواة. قد تبدو تكوينات بور الأصلية غريبة بالنسبة للكيميائي المعاصر: فقد أعطي الكبريت 2.4.4.6 بدلاً من 1s 2  2s 2  2p 6  3s 2  3p 4 (2.8.6). استخدم بور 4 و 6 بعد ورقة ألفريد فيرنر عام 1893. في الواقع، قبل الكيميائيون مفهوم الذرات قبل فترة طويلة من الفيزيائيين. بدأ لانجموير ورقته المشار إليها أعلاه قائلاً،

"لقد تعرضت مشكلة بنية الذرات للهجوم بشكل رئيسي من قبل علماء الفيزياء الذين لم يهتموا كثيراً بالخصائص الكيميائية التي يجب في نهاية المطاف تفسيرها من خلال نظرية البنية الذرية. إن المخزون الهائل من المعرفة بالخصائص الكيميائية والعلاقات، كما هو موضح في الجدول الدوري، ينبغي أن يخدم كأساس أفضل لنظرية البنية الذرية من البيانات التجريبية الضئيلة نسبياً على أسس فيزيائية بحتة... تنظم هذه الإلكترونات نفسها في سلسلة من الأغلفة المتحدة المركز، حيث تحتوي الغلاف الأول على إلكترونين، في حين تميل جميع الأغلفة الأخرى إلى احتواء ثمانية إلكترونين ..."

تم وصف الإلكترونات التكافؤية في الذرة بواسطة ريتشارد أبيج في عام 1904. [8]

في عام 1924، أدرج إي. سي. ستونر رقم سومرفيلد الكمي الثالث في وصف أغلفة الإلكترونات، وتنبأ بشكل صحيح أن بنية غلاف الكبريت هي 2.8.6. [9] ومع ذلك، لم يتمكن نظام بور ولا نظام ستونر من وصف التغيرات في الأطياف الذرية في المجال المغناطيسي بشكل صحيح ( تأثير زيمان ).

كان بور مدركًا تمامًا لهذا القصور (وغيره)، وكتب إلى صديقه فولفجانج باولي في عام 1923 طالبًا مساعدته في إنقاذ نظرية الكم (النظام المعروف الآن باسم " نظرية الكم القديمة "). افترض باولي بنجاح أن تأثير زيمان يمكن تفسيره على أنه يعتمد فقط على استجابة الإلكترونات الخارجية (أي التكافؤ) للذرة. كان باولي قادرًا على إعادة إنتاج بنية غلاف ستونر، ولكن بالبنية الصحيحة للغلافات الفرعية، من خلال تضمينه لرقم كمي رابع ومبدأ الاستبعاد الخاص به (1925): [10]

يجب أن يُحظر على أكثر من إلكترون واحد بنفس قيمة العدد الكمي الرئيسي n أن يكون له نفس القيمة بالنسبة للأرقام الكمومية الثلاثة الأخرى k [ l ] و j [ ml ] و m [ ms ].

أعطت معادلة شرودنجر ، التي نُشرت عام 1926، ثلاثة من الأرقام الكمومية الأربعة كنتيجة مباشرة لحلها لذرة الهيدروجين: [أ] ينتج هذا الحل المدارات الذرية التي تظهر اليوم في الكتب المدرسية للكيمياء (وما فوق). سمح فحص الأطياف الذرية بتحديد التكوينات الإلكترونية للذرات تجريبياً، وأدى إلى قاعدة تجريبية (تُعرف باسم قاعدة مادلونج (1936)، [11] انظر أدناه) للترتيب الذي تمتلئ به المدارات الذرية بالإلكترونات.

الذرات: مبدأ أوفباو وقاعدة ماديلونج

كان مبدأ البناء (من الكلمة الألمانية Aufbau ، "البناء، الإنشاء") جزءًا مهمًا من مفهوم بور الأصلي لتكوين الإلكترون. يمكن صياغته على النحو التالي: [12]

يتم وضع إلكترونين كحد أقصى في المدارات حسب ترتيب تزايد الطاقة المدارية: يتم ملء المستويات الفرعية ذات الطاقة الأدنى قبل وضع الإلكترونات في مدارات ذات طاقة أعلى.
الترتيب التقريبي لملء المدارات الذرية، باتباع الأسهم من 1s إلى 7p. (بعد 7p، يتضمن الترتيب الأغلفة الفرعية خارج نطاق الرسم البياني، بدءًا من 8s.)

يعمل المبدأ بشكل جيد للغاية (بالنسبة للحالات الأساسية للذرات) للعناصر المعروفة البالغ عددها 118 عنصرًا، على الرغم من أنه يكون خاطئًا بعض الشيء في بعض الأحيان. يصف الشكل الحديث لمبدأ أوفباو ترتيبًا للطاقات المدارية التي أعطتها قاعدة مادلونج (أو قاعدة كليتشكوفسكي) . تم وضع هذه القاعدة لأول مرة بواسطة تشارلز جانيت في عام 1929، وأعاد اكتشافها إروين مادلونج في عام 1936، [11] وأعطيت لاحقًا مبررًا نظريًا بواسطة في إم كليتشكوفسكي : [13]

  1. يتم ملء الغلافات الفرعية حسب الترتيب المتزايد n  +  l .
  2. عندما يكون لقشرتين فرعيتين نفس القيمة n  +  l ، يتم ملؤهما حسب الترتيب المتزايد لـ n .

وهذا يعطي الترتيب التالي لملء المدارات:

1 ثانية، 2 ثانية، 2ص، 3 ثانية، 3ص، 4 ثانية، 3د، 4ص، 5 ثانية، 4د، 5ص، 6س، 4ف، 5د، 6ص، 7س، 5ف، 6د، 7ص، (8س، 5ز، 6ف، 7د، 8ص، و9س)

في هذه القائمة، لا تشغل القذائف الفرعية الموجودة بين قوسين الحالة الأساسية للذرة الأثقل المعروفة الآن ( Og ، Z  = 118).

يمكن تطبيق مبدأ أوفباو، في شكل معدّل، على البروتونات والنيوترونات الموجودة في النواة الذرية ، كما هو الحال في نموذج الغلاف في الفيزياء النووية والكيمياء النووية .

الجدول الدوري

جدول توزيع الإلكترونات يوضح الكتل .

يرتبط شكل الجدول الدوري ارتباطًا وثيقًا بالتكوين الإلكتروني الذري لكل عنصر. على سبيل المثال، تحتوي جميع عناصر المجموعة 2 (العمود الثاني من الجدول) على تكوين إلكتروني [E]  n s 2 (حيث [E] هو تكوين غاز نبيل )، ولديها أوجه تشابه ملحوظة في خصائصها الكيميائية. ترجع دورية الجدول الدوري من حيث كتل الجدول الدوري إلى عدد الإلكترونات (2 و6 و10 و14) اللازمة لملء الغلافات الفرعية s وp وd وf. تظهر هذه الكتل كأقسام مستطيلة من الجدول الدوري. الاستثناء الوحيد هو الهيليوم ، والذي على الرغم من كونه ذرة كتلة s يتم وضعه تقليديًا مع الغازات النبيلة الأخرى في الكتلة p بسبب خموله الكيميائي، نتيجة لغلافه الخارجي الكامل (على الرغم من وجود مناقشة في الأدبيات المعاصرة حول ما إذا كان يجب الاحتفاظ بهذا الاستثناء).

تحدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف التكافئي (الخارجي) إلى حد كبير الخصائص الكيميائية لكل عنصر . وقد لوحظت أوجه التشابه في الخصائص الكيميائية قبل أكثر من قرن من الزمان قبل فكرة تكوين الإلكترونات. [ب]

عيوب مبدأ البناء

يعتمد مبدأ أوفباو على فرضية أساسية مفادها أن ترتيب الطاقات المدارية ثابت، سواء بالنسبة لعنصر معين أو بين عناصر مختلفة؛ وفي كلتا الحالتين يكون هذا صحيحًا تقريبًا فقط. ويعتبر هذا المبدأ المدارات الذرية "صناديق" ذات طاقة ثابتة يمكن وضع إلكترونين فيها ولا أكثر. ومع ذلك، فإن طاقة الإلكترون "في" المدار الذري تعتمد على طاقات جميع الإلكترونات الأخرى في الذرة (أو الأيون، أو الجزيء، وما إلى ذلك). لا توجد "حلول لإلكترون واحد" للأنظمة التي تحتوي على أكثر من إلكترون واحد، فقط مجموعة من الحلول المتعددة الإلكترونات التي لا يمكن حسابها بدقة [ج] (على الرغم من وجود تقريبات رياضية متاحة، مثل طريقة هارتري-فوك ).

يمكن ملاحظة حقيقة أن مبدأ أوفباو يعتمد على تقريب من حقيقة وجود ترتيب ملء ثابت تقريبًا على الإطلاق، حيث يتم ملء المدار s دائمًا قبل المدارات p داخل غلاف معين. في ذرة شبيهة بالهيدروجين ، والتي تحتوي على إلكترون واحد فقط، يكون للمدار s والمدارات p لنفس الغلاف نفس الطاقة تمامًا، إلى تقريب جيد جدًا في غياب المجالات الكهرومغناطيسية الخارجية. (ومع ذلك، في ذرة الهيدروجين الحقيقية، تنقسم مستويات الطاقة قليلاً بواسطة المجال المغناطيسي للنواة، والتأثيرات الكهروديناميكية الكمومية لتحول لامب .)

تأين المعادن الانتقالية

يؤدي التطبيق الساذج لمبدأ أوفباو إلى مفارقة معروفة (أو مفارقة ظاهرة) في الكيمياء الأساسية للمعادن الانتقالية . يظهر البوتاسيوم والكالسيوم في الجدول الدوري قبل المعادن الانتقالية، ولديهما تكوينات إلكترونية [Ar] 4s 1 و [Ar] 4s 2 على التوالي، أي أن المدار 4s ممتلئ قبل المدار 3d. وهذا يتماشى مع قاعدة مادلونغ، حيث أن المدار 4s له n  +  l  = 4 ( n  = 4، l  = 0) بينما المدار 3d له n  +  l  = 5 ( n  = 3، l  = 2). بعد الكالسيوم، تحتوي معظم الذرات المحايدة في السلسلة الأولى من المعادن الانتقالية ( من السكانديوم إلى الزنك ) على تكوينات مع إلكترونين 4s، ولكن هناك استثناءان. الكروم والنحاس لهما تكوينات إلكترونية [Ar] 3d 5  4s 1 و [Ar] 3d 10  4s 1 على التوالي، أي أن إلكترونًا واحدًا قد انتقل من المدار 4s إلى المدار 3d لتوليد غلاف فرعي نصف ممتلئ أو ممتلئ. في هذه الحالة، يكون التفسير المعتاد هو أن "الأغلفة الفرعية نصف الممتلئة أو الممتلئة تمامًا هي ترتيبات مستقرة بشكل خاص للإلكترونات". ومع ذلك، لا تدعم الحقائق هذا، حيث أن التنغستن (W) له تكوين d 4  s 2 يتبع مادلونغ وليس d 5  s 1 ، والنيوبيوم (Nb) له تكوين d 4  s 1 شاذ لا يمنحه غلافًا فرعيًا نصف ممتلئ أو ممتلئ تمامًا. [14]

تنشأ المفارقة الظاهرة عندما تتم إزالة الإلكترونات من ذرات الفلزات الانتقالية لتكوين أيونات . لا تأتي الإلكترونات الأولى التي يتم تأينها من المدار 3d، كما قد يتوقع المرء إذا كان "أعلى في الطاقة"، ولكن من المدار 4s. يوجد هذا التبادل للإلكترونات بين 4s و3d لجميع ذرات السلسلة الأولى من الفلزات الانتقالية. [د] تتبع تكوينات الذرات المحايدة (K وCa وSc وTi وV وCr و...) عادةً الترتيب 1s و2s و2p ​​و3s و3p و4s و3d و...؛ ومع ذلك، تتبع المراحل المتعاقبة من تأين ذرة معينة (مثل Fe 4+ وFe 3+ وFe 2+ وFe + وFe) عادةً الترتيب 1s و2s و2p ​​و3s و3p و3d و4s و...

هذه الظاهرة متناقضة فقط إذا افترضنا أن ترتيب الطاقة للمدارات الذرية ثابت وغير متأثر بالشحنة النووية أو بوجود الإلكترونات في المدارات الأخرى. إذا كانت هذه هي الحالة، فإن المدار 3d سيكون له نفس طاقة المدار 3p، كما هو الحال في الهيدروجين، ومع ذلك فمن الواضح أنه ليس كذلك. لا يوجد سبب خاص يجعل أيون Fe 2+ له نفس التكوين الإلكتروني لذرة الكروم، نظرًا لأن الحديد يحتوي على بروتونين أكثر في نواته من الكروم، وأن كيمياء النوعين مختلفة تمامًا. قام ميلروز وإريك سكيري بتحليل تغييرات طاقة المدار مع احتلال المدارات من حيث تكاملات تنافر إلكترونين لطريقة هارتري-فوك لحساب البنية الذرية. [15] في الآونة الأخيرة، زعم سكيري أنه على عكس ما ورد في الغالبية العظمى من المصادر بما في ذلك عنوان مقالته السابقة حول هذا الموضوع، فإن المدارات 3d بدلاً من 4s هي في الواقع مشغولة بشكل تفضيلي. [16]

في البيئات الكيميائية، يمكن أن تتغير التكوينات بشكل أكبر: Th 3+ كأيون عارٍ له تكوين [Rn] 5f 1 ، ومع ذلك في معظم مركبات Th III يكون لذرة الثوريوم تكوين 6d 1 بدلاً من ذلك. [17] [18] في الغالب، ما هو موجود هو تراكب لتكوينات مختلفة. [14] على سبيل المثال، يتم وصف معدن النحاس بشكل سيئ إما بتكوين [Ar] 3d 10  4s 1 أو [Ar] 3d 9  4s 2 ، ولكن يتم وصفه بشكل جيد على أنه يساهم بنسبة 90٪ من التكوين الأول ومساهمة 10٪ من التكوين الثاني. في الواقع، الضوء المرئي كافٍ بالفعل لإثارة الإلكترونات في معظم المعادن الانتقالية، وغالبًا ما "تتدفق" باستمرار عبر تكوينات مختلفة عندما يحدث ذلك (النحاس ومجموعته استثناء). [19]

تحدث تكوينات مماثلة تشبه الأيونات 3d x  4s 0 في معقدات المعادن الانتقالية كما هو موضح في نظرية المجال البلوري البسيط ، حتى لو كان للمعدن حالة أكسدة  0. على سبيل المثال، يمكن وصف سداسي كربونيل الكروم بأنه ذرة كروم (وليس أيون) محاطة بستة ربيطات من أول أكسيد الكربون . يوصف التكوين الإلكتروني لذرة الكروم المركزية بأنه 3d 6 حيث تملأ الإلكترونات الستة مدارات d الثلاثة ذات الطاقة المنخفضة بين الربيطات. المداران d الآخران عند طاقة أعلى بسبب المجال البلوري للربيطات. تتوافق هذه الصورة مع الحقيقة التجريبية التي مفادها أن المركب مضاد للمغناطيسية ، مما يعني أنه لا يحتوي على إلكترونات غير مقترنة. ومع ذلك، في وصف أكثر دقة باستخدام نظرية المدارات الجزيئية ، فإن المدارات الشبيهة بـ d التي تشغلها الإلكترونات الستة لم تعد متطابقة مع مدارات d للذرة الحرة.

استثناءات أخرى لقاعدة مادلونج

هناك العديد من الاستثناءات الأخرى لقاعدة مادلونغ بين العناصر الأثقل، ومع زيادة العدد الذري يصبح من الصعب بشكل متزايد العثور على تفسيرات بسيطة مثل استقرار الغلافات الفرعية الممتلئة إلى النصف. من الممكن التنبؤ بمعظم الاستثناءات من خلال حسابات هارتري-فوك، [20] وهي طريقة تقريبية لمراعاة تأثير الإلكترونات الأخرى على الطاقات المدارية. على سبيل المثال، من الناحية النوعية، تحتوي عناصر 4d على أكبر تركيز من شذوذ مادلونغ، لأن الفجوة 4d-5s أكبر من فجوات 3d-4s و5d-6s. [21]

بالنسبة للعناصر الأثقل، من الضروري أيضًا مراعاة تأثيرات النسبية الخاصة على طاقات المدارات الذرية، حيث تتحرك إلكترونات الغلاف الداخلي بسرعات تقترب من سرعة الضوء . بشكل عام، تميل هذه التأثيرات النسبية [22] إلى تقليل طاقة المدارات s فيما يتعلق بالمدارات الذرية الأخرى. [23] وهذا هو السبب في أنه من المتوقع ألا تحتوي عناصر 6d على شذوذ مادلونغ باستثناء اللورنسيوم (حيث تعمل التأثيرات النسبية على تثبيت المدار p 1/2 أيضًا وتسبب احتلاله في الحالة الأرضية)، حيث تتدخل النسبية لجعل مدارات 7s أقل في الطاقة من مدارات 6d.

يوضح الجدول أدناه تكوينات ذرات الكتلة f (باللون الأخضر) والكتلة d (باللون الأزرق). ويُظهر تكوين الحالة الأرضية من حيث الإشغال المداري، لكنه لا يُظهر الحالة الأرضية من حيث تسلسل الطاقات المدارية كما تم تحديده طيفيًا. على سبيل المثال، في الفلزات الانتقالية، يكون المدار 4s ذا طاقة أعلى من المدارات 3d؛ وفي اللانثانيدات، يكون المدار 6s أعلى من المدارين 4f و5d. ويمكن رؤية الحالات الأرضية في تكوينات الإلكترونات للعناصر (صفحة البيانات) . ومع ذلك، يعتمد هذا أيضًا على الشحنة: ذرة الكالسيوم لها طاقة 4s أقل من 3d، لكن كاتيون Ca 2+ له طاقة 3d أقل من 4s. وفي الممارسة العملية، تكون التكوينات التي تنبأت بها قاعدة مادلونج قريبة على الأقل من الحالة الأرضية حتى في هذه الحالات الشاذة. [24] تساهم المدارات f الفارغة في اللانثانوم والأكتينيوم والثوريوم في الترابط الكيميائي، [25] [26] كما تفعل المدارات p الفارغة في المعادن الانتقالية. [27]

لقد تم توضيح المدارات الشاغرة s وd وf بشكل صريح، كما يتم ذلك أحيانًا، [28] للتأكيد على ترتيب الملء وتوضيح أنه حتى المدارات غير المشغولة في الحالة الأرضية (على سبيل المثال اللانثانوم 4f أو البلاديوم 5s) قد تكون مشغولة ومترابطة في المركبات الكيميائية. (ينطبق نفس الشيء أيضًا على المدارات p، والتي لم يتم توضيحها بشكل صريح لأنها مشغولة بالفعل فقط بالنسبة للورنسيوم في الحالات الأرضية في الطور الغازي.)

أغلفة الإلكترونات المملوءة بالمخالفة لقاعدة مادلونج [29] (باللون الأحمر)
تنبؤات للعناصر 109-112 [30]
الفترة 4   الفترة 5   الفترة 6   الفترة 7
عنصر ز تكوين الإلكترون   عنصر ز تكوين الإلكترون   عنصر ز تكوين الإلكترون   عنصر ز تكوين الإلكترون
        اللانثانوم 57 [ Xe ] 6s 2 4f 0 5d 1   الأكتينيوم 89 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 0 6د 1
        السيريوم 58 [ Xe ] 6s 2 4f 1 5d 1   الثوريوم 90 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 0 6د 2
        براسيوديميوم 59 [ Xe ] 6s 2 4f 3 5d 0   بروتكتينيوم 91 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 2 6د 1
        نيوديميوم 60 [ Xe ] 6s 2 4f 4 5d 0   اليورانيوم 92 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 3 6د 1
        بروميثيوم 61 [ Xe ] 6s 2 4f 5 5d 0   النبتونيوم 93 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 4 6د 1
        الساماريوم 62 [ Xe ] 6s 2 4f 6 5d 0   البلوتونيوم 94 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 6 6د 0
        اليوروبيوم 63 [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 0   الأمريسيوم 95 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 7 6د 0
        الغادولينيوم 64 [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 1   كوريوم 96 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 7 6د 1
        التربيوم 65 [ Xe ] 6s 2 4f 9 5d 0   بِركيليوم 97 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 9 6د 0
        الديسبروسيوم 66 [ Xe ] 6s 2 4f 10 5d 0   كاليفورنيوم 98 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 10 6د 0
        هولميوم 67 [ Xe ] 6s 2 4f 11 5d 0   أينشتاينيوم 99 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 11 6د 0
        الإربيوم 68 [ Xe ] 6s 2 4f 12 5d 0   فيرميوم 100 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 12 6د 0
        الثوليوم 69 [ Xe ] 6s 2 4f 13 5d 0   مندليفيوم 101 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 13 6د 0
        الإيتربيوم 70 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 0   نوبليوم 102 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 0
سكانديوم 21 [ Ar ] 4s 2 3d 1   الإيتريوم 39 [ كر ] 5ث 2 4د 1   اللوتيتيوم 71 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 1   اللورنسيوم 103 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 0 7ب 1
التيتانيوم 22 [ Ar ] 4s 2 3d 2   الزركونيوم 40 [ كر ] 5ث 2 4د 2   الهافنيوم 72 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 2   رذرفورديوم 104 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 2
الفاناديوم 23 [ Ar ] 4س 2 3د 3   النيوبيوم 41 [ كر ] 5ث 1 4د 4   التنتالوم 73 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 3   الدبنيوم 105 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 3
الكروم 24 [ Ar ] 4s 1 3d 5   الموليبدينوم 42 [ كر ] 5ث 1 4د 5   التنغستن 74 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 4   سيبورجيوم 106 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 4
المنغنيز 25 [ Ar ] 4س 2 3د 5   تكنيشيوم 43 [ كر ] 5ث 2 4د 5   رينيوم 75 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 5   بوريوم 107 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 5
حديد 26 [ Ar ] 4س 2 3د 6   الروثينيوم 44 [ كر ] 5ث 1 4د 7   الأوزميوم 76 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 6   هاسيوم 108 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 6
الكوبالت 27 [ Ar ] 4s 2 3d 7   الروديوم 45 [ كر ] 5ث 1 4د 8   الإيريديوم 77 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 7   مايتنيريوم 109 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 7
النيكل 28 [ Ar ] 4s 2 3d 8 أو
[ Ar ] 4s 1 3d 9 ( متنازع عليه ) [31]		   البلاديوم 46 [ كر ] 5ث 0 4د 10   البلاتين 78 [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 9   دارمشتاديوم 110 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 8
نحاس 29 [ Ar ] 4s 1 3d 10   فضي 47 [ كر ] 5ث 1 4د 10   ذهب 79 [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 10   رونتجينيوم 111 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 9
الزنك 30 [ Ar ] 4s 2 3d 10   الكادميوم 48 [ كر ] 5ث 2 4د 10   الزئبق 80 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10   كوبرنيسيوم 112 [ ر ن ] 7ث 2 5ف 14 6د 10

تصف الشذوذات المختلفة الذرات الحرة ولا تتنبأ بالضرورة بالسلوك الكيميائي. على سبيل المثال، يشكل النيوديميوم عادةً حالة الأكسدة +3، على الرغم من تكوينه [Xe] 4f 4 5d 0 6s 2 الذي إذا تم تفسيره بشكل ساذج فإنه يوحي بحالة أكسدة +2 أكثر استقرارًا تتوافق مع فقدان الإلكترونات 6s فقط. وعلى العكس من ذلك، فإن اليورانيوم مثل [Rn] 5f 3 6d 1 7s 2 ليس مستقرًا جدًا في حالة الأكسدة +3 أيضًا، مفضلًا +4 و+6. [32]

لم يتم التحقق تجريبيًا من تكوين غلاف الإلكترون للعناصر بعد الهاسيوم ، ولكن من المتوقع أن تتبع قاعدة مادلونج دون استثناءات حتى العنصر 120. يجب أن يكون للعنصر 121 التكوين الشاذ [ Og ] 8s 2 5g 0 6f 0 7d 0 8p 1 ، حيث يكون له إلكترون ap وليس ag. تكوينات الإلكترون بعد ذلك مؤقتة وتختلف التوقعات بين النماذج، [33] ولكن من المتوقع أن تنهار قاعدة مادلونج بسبب التقارب في طاقة المدارات 5g و6f و7d و8p 1/2 . [30] ومع ذلك، من المتوقع أن يستمر تسلسل التعبئة 8s و5g و6f و7d و8p تقريبًا، مع الاضطرابات بسبب الانقسام الهائل في مدار الدوران لغلافي 8p و9p، والاستقرار النسبي الهائل لغلاف 9s. [34]

الأصداف المفتوحة والمغلقة

في سياق المدارات الذرية ، فإن الغلاف المفتوح هو غلاف تكافؤ غير ممتلئ تمامًا بالإلكترونات أو لم يعط كل إلكترونات التكافؤ الخاصة به من خلال الروابط الكيميائية مع ذرات أو جزيئات أخرى أثناء التفاعل الكيميائي . وعلى العكس من ذلك، يتم الحصول على غلاف مغلق بغلاف تكافؤ ممتلئ تمامًا. هذا التكوين مستقر للغاية . [35]

بالنسبة للجزيئات، يشير "الغلاف المفتوح" إلى وجود إلكترونات غير مقترنة . في نظرية المدارات الجزيئية ، يؤدي هذا إلى مدارات جزيئية مشغولة منفردة. في تطبيقات الكيمياء الحسابية لنظرية المدارات الجزيئية، يجب التعامل مع جزيئات الغلاف المفتوح إما بطريقة هارتري-فوك للغلاف المفتوح المقيد أو طريقة هارتري-فوك غير المقيدة . وعلى العكس من ذلك، يتوافق تكوين الغلاف المغلق مع حالة حيث تكون جميع المدارات الجزيئية مشغولة بشكل مزدوج أو فارغة ( حالة مفردة ). [36] يصعب دراسة جزيئات الغلاف المفتوح حسابيًا. [37]

تكوين الغاز النبيل

تكوين الغاز النبيل هو التكوين الإلكتروني للغازات النبيلة . أساس جميع التفاعلات الكيميائية هو ميل العناصر الكيميائية إلى اكتساب الاستقرار . تخضع ذرات المجموعة الرئيسية عمومًا لقاعدة الثمانية ، بينما تخضع المعادن الانتقالية عمومًا لقاعدة الثمانية عشر إلكترونًا . الغازات النبيلة ( He و Ne و Ar و Kr و Xe و Rn ) أقل تفاعلية من العناصر الأخرى لأنها تحتوي بالفعل على تكوين غاز نبيل. من المتوقع أن يكون أوجانيسون أكثر تفاعلية بسبب التأثيرات النسبية للذرات الثقيلة.

فترة عنصر إعدادات
1 هو 1 ثانية 2
2 ني 1 ثانية 2 2ث 2 2ص 6
3 ع 1 ثانية 2 2ث 2 2ص 6 3ث 2 3ص 6
4 كر 1 ثانية 2 2ث 2 2ص 6 3ث 2 3ص 6 4ث 2 3د 10 4ص 6
5 زي 1 ثانية 2 2ث 2 2ص 6 3ث 2 3ص 6 4ث 2 3د 10 4ص 6 5ث 2 4د 10 5ص 6
6 ر.ن 1 ثانية 2 2ث 2 2ص 6 3ث 2 3ص 6 4ث 2 3د 10 4ص 6 5ث 2 4د 10 5ص 6 6ث 2 4ف 14 5د 10 6ص 6
7 أوج 1 ثانية 2 2ث 2 2ص 6 3ث 2 3ص 6 4ث 2 3د 10 4ص 6 5ث 2 4د 10 5ص 6 6ث 2 4ف 14 5د 10 6ص 6 7ث 2 5ف 14 6د 10 7ص 6

كل نظام لديه ميل لاكتساب حالة الاستقرار أو حالة الطاقة الدنيا، وبالتالي تشارك العناصر الكيميائية في التفاعلات الكيميائية لاكتساب تكوين إلكتروني مستقر مماثل لتكوين أقرب غاز نبيل إليه . ومن أمثلة هذا الميل تفاعل ذرتي هيدروجين (H) مع ذرة أكسجين (O) لتكوين الماء (H 2 O). يحتوي الهيدروجين الذري المتعادل على إلكترون واحد في غلافه التكافلي ، وعند تكوين الماء يكتسب حصة من إلكترون ثانٍ قادم من الأكسجين، بحيث يكون تكوينه مشابهًا لتكوين أقرب غاز نبيل إليه وهو الهيليوم (He) مع إلكترونين في غلافه التكافلي. وبالمثل، يحتوي الأكسجين الذري المتعادل على ستة إلكترونات في غلافه التكافلي، ويكتسب حصة من إلكترونين من ذرتي الهيدروجين، بحيث يكون تكوينه مشابهًا لتكوين أقرب غاز نبيل إليه وهو النيون مع ثمانية إلكترونات في غلافه التكافلي.

التوزيع الالكتروني في الجزيئات

التوزيع الإلكتروني في الجزيئات أكثر تعقيدًا من التوزيع الإلكتروني للذرات، حيث أن كل جزيء له بنية مدارية مختلفة . يتم تسمية المدارات الجزيئية وفقًا لتماثلها ، [ e] بدلاً من تسميات المدارات الذرية المستخدمة للذرات والأيونات أحادية الذرة ؛ وبالتالي، فإن التوزيع الإلكتروني لجزيء ثنائي الأكسجين ، O 2 ، يُكتب 1σ g 2  1σ u 2  2σ g 2  2σ u 2  3σ g 2  1π u 4  1π g 2 ، [38] [39] أو على نحو مكافئ 1σ g 2  1σ u 2  2σ g 2  2σ u 2  1π u 4  3σ g 2  1π g 2. [1] يمثل المصطلح 1π g 2 الإلكترونات الموجودة في المدارين المتحللين π* ( مضاد الترابط ) . من قواعد هوند ، فإن هذه الإلكترونات لها دوران متوازي في الحالة الأرضية ، وبالتالي فإن الأكسجين له عزم مغناطيسي صافٍ (إنه بارامغناطيسي ). كان تفسير المغناطيسية البارامغناطيسية للأكسجين نجاحًا كبيرًا لنظرية المدارات الجزيئية .

يمكن أن يتغير التكوين الإلكتروني للجزيئات المتعددة الذرات دون امتصاص أو انبعاث فوتون من خلال الاقترانات الاهتزازية .

التوزيع الالكتروني في المواد الصلبة

في المواد الصلبة ، تصبح حالات الإلكترونات عديدة جدًا. تتوقف عن كونها منفصلة، ​​وتندمج فعليًا في نطاقات متصلة من الحالات المحتملة ( نطاق إلكتروني ). يتوقف مفهوم تكوين الإلكترون عن كونه ذا صلة، ويستسلم لنظرية النطاق .

التطبيقات

إن التطبيق الأكثر انتشارًا للتوزيعات الإلكترونية هو في ترشيد الخصائص الكيميائية ، في كل من الكيمياء العضوية وغير العضوية . في الواقع، أصبحت التوزيعات الإلكترونية، جنبًا إلى جنب مع بعض الأشكال المبسطة لنظرية المدارات الجزيئية ، المعادل الحديث لمفهوم التكافؤ ، الذي يصف عدد ونوع الروابط الكيميائية التي يمكن أن يُتوقع أن تشكلها الذرة .

وقد تم اتباع هذا النهج بشكل أكبر في الكيمياء الحاسوبية ، والتي تحاول عادةً إجراء تقديرات كمية للخصائص الكيميائية. لسنوات عديدة، اعتمدت معظم هذه الحسابات على تقريب " التركيبة الخطية للمدارات الذرية " (LCAO)، باستخدام مجموعة أساسية أكبر حجمًا وأكثر تعقيدًا من المدارات الذرية كنقطة بداية. الخطوة الأخيرة في مثل هذا الحساب هي تعيين الإلكترونات بين المدارات الجزيئية وفقًا لمبدأ أوفباو. لا تعتمد جميع الطرق في الكيمياء الحاسوبية على تكوين الإلكترون: نظرية الكثافة الوظيفية (DFT) هي مثال مهم لطريقة تتجاهل النموذج.

بالنسبة للذرات أو الجزيئات التي تحتوي على أكثر من إلكترون واحد ، تكون حركة الإلكترونات مترابطة ، وهذه الصورة لم تعد دقيقة. هناك حاجة إلى عدد كبير جدًا من التكوينات الإلكترونية لوصف أي نظام متعدد الإلكترونات بدقة، ولا يمكن ربط أي طاقة بتكوين واحد. ومع ذلك، تهيمن عادةً على الدالة الموجية الإلكترونية عدد صغير جدًا من التكوينات، وبالتالي تظل فكرة التكوين الإلكتروني ضرورية للأنظمة متعددة الإلكترونات.

أحد التطبيقات الأساسية للتكوينات الإلكترونية هو تفسير الأطياف الذرية . في هذه الحالة، من الضروري استكمال التكوين الإلكتروني برمز أو أكثر من الرموز المصطلحية ، والتي تصف مستويات الطاقة المختلفة المتاحة للذرة. يمكن حساب الرموز المصطلحية لأي تكوين إلكتروني، وليس فقط تكوين الحالة الأساسية المدرج في الجداول، على الرغم من عدم ملاحظة جميع مستويات الطاقة عمليًا. من خلال تحليل الأطياف الذرية تم تحديد التكوينات الإلكترونية للحالة الأساسية للعناصر تجريبياً.

انظر أيضا

ملحوظات

  1. ^ ab من الناحية الرسمية، تنشأ الأعداد الكمومية n و l و ml من حقيقة أن الحلول لمعادلة شرودنجر المستقلة عن الزمن للذرات الشبيهة بالهيدروجين تعتمد على التوافقيات الكروية .
  2. ^ لوحظت التشابهات في الخصائص الكيميائية والعلاقة العددية بين الأوزان الذرية للكالسيوم والسترونشيوم والباريوم لأول مرة بواسطة يوهان فولفغانغ دوبرينر في عام 1817 .
  3. ^ الإلكترونات هي جسيمات متطابقة ، وهي حقيقة يشار إليها أحيانًا باسم "عدم القدرة على التمييز بين الإلكترونات". إن حل إلكترون واحد لنظام متعدد الإلكترونات يعني أنه يمكن تمييز الإلكترونات عن بعضها البعض، وهناك أدلة تجريبية قوية على أنه لا يمكن ذلك. الحل الدقيق لنظام متعدد الإلكترونات هو مشكلة n جسم مع n  ≥ 3 (تعتبر النواة أحد "الأجسام"): مثل هذه المشاكل تهربت من الحل التحليلي منذ زمن أويلر على الأقل .
  4. ^ هناك بعض الحالات في السلسلة الثانية والثالثة حيث يبقى الإلكترون في المدار s.
  5. ^ يتم كتابة العلامات بأحرف صغيرة للإشارة إلى أنها تتوافق مع وظائف الإلكترون الواحد. يتم ترقيمها بشكل متتالي لكل نوع من أنواع التناظر ( تمثيل غير قابل للاختزال في جدول الأحرف لمجموعة النقاط للجزيء)، بدءًا من المدار الأقل طاقة لهذا النوع.

مراجع

  1. ^ ab IUPAC , Compendium of Chemical Terminology , 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). النسخة المصححة على الإنترنت: (2006–) "configuration (electronic)". doi :10.1351/goldbook.C01248
  2. ^ IUPAC ، Compendium of Chemical Terminology ، الطبعة الثانية ("الكتاب الذهبي") (1997). النسخة المصححة على الإنترنت: (2006–) "مبدأ استبعاد باولي". doi :10.1351/goldbook.PT07089
  3. ^ راينر-كانهام، جيف؛ أوفيرتون، تينا (2014). الكيمياء غير العضوية الوصفية (الطبعة السادسة). ماكميلان للتعليم. ص 13-15. رقم ISBN 978-1-319-15411-0.
  4. ^ Weisstein, Eric W. (2007). "المدار الإلكتروني". wolfram .
  5. ^ إيبينج، داريل د.؛ جامون، ستيفن د. (12 يناير 2007). الكيمياء العامة. ص 284. ISBN 978-0-618-73879-3.
  6. ^ Langmuir, Irving (يونيو 1919). "ترتيب الإلكترونات في الذرات والجزيئات". مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية . 41 (6): 868-934. doi :10.1021/ja02227a002.
  7. ^ بور ، نيلز (1923). "Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den Atombau. I". Zeitschrift für Physik . 13 (1): 117. بيب كود :1923ZPhy...13..117B. دوى :10.1007/BF01328209. S2CID  123582460.
  8. ^ أبيج ، ر. (1904). "Die Valenz und dasperiodische System. Ver such einer Theorie der Molekularverbindungen" [التكافؤ والنظام الدوري. محاولة نظرية المركبات الجزيئية. Zeitschrift für Anorganische Chemie . 39 (1): 330-380. دوى :10.1002/zaac.19040390125.
  9. ^ ستونر، إي سي (1924). "توزيع الإلكترونات بين المستويات الذرية". المجلة الفلسفية . السلسلة السادسة. 48 (286): 719-36. doi :10.1080/14786442408634535.
  10. ^ باولي ، وولفجانج (1925). "Über den Einfluss der Geschwindigkeitsabhändigkeit der electronmasse auf den Zeemaneffekt". Zeitschrift für Physik . 31 (1): 373. بيب كود :1925ZPhy...31..373P. دوى :10.1007/BF02980592. S2CID  122477612.الترجمة الإنجليزية من Scerri, Eric R. (1991). "نموذج تكوين الإلكترون، ميكانيكا الكم والاختزال" (PDF) . المجلة البريطانية لفلسفة العلوم . 42 (3): 309-25. doi :10.1093/bjps/42.3.309.
  11. ^ أب مادلونج ، إروين (1936). Mathematische Hilfsmittel des Physikers . برلين: سبرينغر.
  12. ^ IUPAC ، Compendium of Chemical Terminology ، الطبعة الثانية ("الكتاب الذهبي") (1997). النسخة المصححة على الإنترنت: (2006–) "aufbau Principle". doi :10.1351/goldbook.AT06996
  13. ^ وونغ، د. بان (1979). "التبرير النظري لقاعدة مادلونغ". مجلة التعليم الكيميائي . 56 (11): 714-18. رمز Bibcode :1979JChEd..56..714W. doi :10.1021/ed056p714.
  14. ^ ab Scerri, Eric (2019). "خمس أفكار في التعليم الكيميائي يجب أن تموت". أساسيات الكيمياء . 21 : 61–69. doi :10.1007/s10698-018-09327-y. S2CID  104311030.
  15. ^ ميلروز، ميلفين ب.؛ سيري، إيريك ر. (1996). "لماذا يشغل المدار 4s قبل المدار 3d". مجلة التعليم الكيميائي . 73 (6): 498-503. رمز Bibcode :1996JChEd..73..498M. doi :10.1021/ed073p498.
  16. ^ Scerri, Eric (7 November 2013). "The trouble with the aufbau Principle". Education in Chemistry . المجلد 50، العدد 6. الجمعية الملكية للكيمياء . ص 24-26. مؤرشف من الأصل في 21 يناير 2018. تم الاسترجاع في 12 يونيو 2018 .
  17. ^ Langeslay, Ryan R.; Fieser, Megan E.; Ziller, Joseph W.; Furche, Philip; Evans, William J. (2015). "تخليق وبنية وتفاعلية المجمعات الجزيئية البلورية لأنيون {[C5H3(SiMe3)2]3Th}1− المحتوي على الثوريوم في حالة الأكسدة الرسمية +2". Chem. Sci . 6 (1): 517–521. doi :10.1039/C4SC03033H. PMC 5811171. PMID  29560172 . 
  18. ^ Wickleder, Mathias S.; Fourest, Blandine; Dorhout, Peter K. (2006). "Thorium". In Morss, Lester R.; Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean (eds.). The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements (PDF) . المجلد 3 (الطبعة الثالثة). دوردرخت، هولندا: سبرينغر. ص 52-160. doi :10.1007/1-4020-3598-5_3. مؤرشف من الأصل (PDF) في 7 مارس 2016.
  19. ^ فيراو ، لويز. ماتشادو، فرانسيسكو بوليفار كوريتو؛ كونيا، ليوناردو دوس أنجوس؛ فرنانديز، غابرييل فريري سانزوفو. “الرابطة الكيميائية عبر الجدول الدوري: الجزء الأول – الصف الأول والمعادن البسيطة”. كيمركسيف . دوى :10.26434/chemrxiv.11860941. S2CID  226121612. مؤرشفة من الأصلي في 1 ديسمبر 2020 . تم الاسترجاع في 23 أغسطس 2020 .
  20. ^ Meek, Terry L.; Allen, Leland C. (2002). "Configuration illegalities: variations from the Madelung rule and inversion of orbital energy levels". رسائل الفيزياء الكيميائية . 362 (5-6): 362-64. Bibcode :2002CPL...362..362M. doi :10.1016/S0009-2614(02)00919-3.
  21. ^ كولشا، أندريه (2004). "النظام الدوري للعناصر الكيميائية D. I. Mendeleeva" [النظام الدوري لـ DI Mendeleev للعناصر الكيميائية] (PDF) . primefan.ru (بالروسية) . تم الاسترجاع في 17 مايو 2020 .
  22. ^ IUPAC ، Compendium of Chemical Terminology ، الطبعة الثانية ("الكتاب الذهبي") (1997). النسخة المصححة على الإنترنت: (2006–) "التأثيرات النسبية". doi :10.1351/goldbook.RT07093
  23. ^ Pyykkö, Pekka (1988). "التأثيرات النسبية في الكيمياء البنيوية". المراجعات الكيميائية . 88 (3): 563-94. doi :10.1021/cr00085a006.
  24. ^ انظر جداول NIST
  25. ^ Glotzel, D. (1978). "خصائص الحالة الأرضية للمعادن ذات النطاق f: اللانثانوم والسيريوم والثوريوم". مجلة الفيزياء F: فيزياء المعادن . 8 (7): L163–L168. رمز Bibcode :1978JPhF....8L.163G. doi :10.1088/0305-4608/8/7/004.
  26. ^ Xu, Wei; Ji, Wen-Xin; Qiu, Yi-Xiang; Schwarz, WH Eugen; Wang, Shu-Guang (2013). "حول بنية وترابط ثلاثي فلوريدات اللانثانويد LnF 3 (Ln = La to Lu)". الكيمياء الفيزيائية الفيزياء الكيميائية . 2013 (15): 7839–47. رمز Bibcode :2013PCCP...15.7839X. doi :10.1039/C3CP50717C. PMID  23598823.
  27. ^ مثال للبلاتين
  28. ^ انظر على سبيل المثال ملصق الجدول الدوري الروسي هذا الذي صممه AV Kulsha و TA Kolevich
  29. ^ Miessler, GL; Tarr, DA (1999). Inorganic Chemistry (الطبعة الثانية). Prentice-Hall. ص 38.
  30. ^ ab Hoffman, Darleane C.; Lee, Diana M.; Pershina, Valeria (2006). "Transactinides and the future elements". في Morss؛ Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean (eds.). The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements (الطبعة الثالثة). دوردرخت، هولندا: Springer Science+Business Media . ISBN 978-1-4020-3555-5.
  31. ^ سكيري، إريك ر. (2007). الجدول الدوري: قصته وأهميته . مطبعة جامعة أكسفورد. ص 239-240. ISBN 978-0-19-530573-9.
  32. ^ Jørgensen, Christian K. (1988). "Influence of rare earths on chemical understanding and classification". Handbook on the Physics and Chemistry of Rare Earths . المجلد 11. ص 197-292. doi :10.1016/S0168-1273(88)11007-6. ISBN 978-0-444-87080-3.
  33. ^ Umemoto, Koichiro; Saito, Susumu (1996). "التكوينات الإلكترونية للعناصر الفائقة الثقل". مجلة الجمعية الفيزيائية اليابانية . 65 (10): 3175–9. Bibcode :1996JPSJ...65.3175U. doi :10.1143/JPSJ.65.3175 . تم الاسترجاع في 31 يناير 2021 .
  34. ^ Pyykkö, Pekka (2016). هل الجدول الدوري على ما يرام ("PT OK")؟ (PDF) . ندوة نوبل NS160 – كيمياء وفيزياء العناصر الثقيلة والفائقة الثقل.
  35. ^ "الجدول الدوري". مؤرشف من الأصل في 3 نوفمبر 2007. اطلع عليه بتاريخ 1 نوفمبر 2007 .
  36. ^ "الفصل 11. تفاعل التكوين". www.semichem.com .
  37. ^ "مختبر الدراسات النظرية للبنية الإلكترونية والتحليل الطيفي للأنواع ذات القشرة المفتوحة والمثارة إلكترونيًا - iOpenShell". iopenshell.usc.edu .
  38. ^ Levine IN Quantum Chemistry (الطبعة الرابعة، برنتيس هول 1991) ص 376 ISBN 0-205-12770-3 
  39. ^ Miessler GL وTarr DA Inorganic Chemistry (الطبعة الثانية، برنتيس هول 1999) ص 118 ISBN 0-13-841891-8 
تحتوي ويكيميديا ​​كومنز على وسائط متعلقة بـ التكوينات الإلكترونية .
  • كيف يبدو شكل الذرة؟ التكوين ثلاثي الأبعاد

تم الاسترجاع من "https://en.wikipedia.org/w/index.php?title=تكوين_الإلكترون&oldid=1258427955"
Original text
Rate this translation
Your feedback will be used to help improve Google Translate